1. Caracteristicile generale ale halogenilor . Structura atomilor și starea de oxidare a halogenilor din compuși. Natura modificării razelor atomice, energiilor de ionizare, afinității electronilor și electronegativității în seria F - At. Natura legăturilor chimice ale halogenilor cu metale și nemetale. Stabilitatea stărilor de valență superioare ale halogenilor. Caracteristicile fluorului.
1. din. 367-371; 2. din. 338-347; 3. din. 415-416; 4. din. 270-271; 7. din. 340-345.
2. Structura moleculară și proprietățile fizice ale substanțelor halogenate simple . Natura legăturii chimice în moleculele de halogen. Proprietățile fizice ale halogenilor: starea de agregare, punctele de topire și de fierbere în seria fluor - astatin, solubilitate în apă și în solvenți organici.
1. din. 370-372; 2. din. 340-347; 3. din. 415-416; 4. din. 271-287; 8. din. 367-370.
3. Proprietățile chimice ale halogenilor . Motive pentru activitatea chimică ridicată a halogenilor și schimbarea acesteia în grup. Relația cu apa, soluțiile alcaline, cu metale și nemetale. Influența temperaturii asupra compoziției produselor de disproporție a halogenilor în soluții alcaline. Caracteristici ale chimiei fluorului. Compuși naturali cu halogen. Principii ale metodelor industriale și de laborator pentru obținerea halogenilor. Utilizarea halogenilor. Acțiunea fiziologică și farmacologică a halogenilor și a compușilor acestora asupra organismelor vii. Toxicitatea halogenilor și precauții pentru manipularea acestora.
1. din. 372-374, p. 387-388; 2. din. 342-347; 3. din. 416-419; 4. din. 276-287; 7. pp.340-345, p. 355; 8. din. 380-382.
Substanțele simple halogenii, spre deosebire de hidrogen, sunt foarte active. Ele se caracterizează cel mai mult prin proprietăți oxidante, care slăbesc treptat în seria F 2 - At 2. Cel mai activ dintre halogeni este fluorul: chiar și apa și nisipul se aprind spontan în atmosfera sa! Halogenii reactioneaza viguros cu majoritatea metalelor, cu nemetale, cu substante complexe.
4. Producerea și utilizarea halogenilor .
1. din. 371-372; 2. din. 345-347; 3. din. 416-419; 4. din. 275-287; 7. p. 340-345; 8. din. 380-382.
Toate metodele de producere a halogenilor se bazează pe reacțiile de oxidare ale anionilor halogenuri cu diverși agenți oxidanți: 2Gal -1 -2e - = Gal
Halogenii în industrie se obțin prin electroliza topiturii (F 2 și Cl 2) sau a soluțiilor apoase (Cl 2) de halogenuri; deplasarea halogenilor mai puțin activi cu alții mai activi din halogenurile corespunzătoare (I 2 - brom; I 2 sau Br 2 - clor)
Halogenii se obțin în laborator prin oxidarea halogenurilor de hidrogen (HCl, HBr) în soluții cu agenți oxidanți puternici (KMnO 4 , K 2 Cr 2 O 7 , PbO 2 , MnO 2 , KClO 3 ); oxidarea halogenurilor (NaBr, KI) cu agenții de oxidare indicați în mediu acid (H 2 SO 4).
Compuși binari ai halogenilor
1. Compuși cu hidrogen (halogenuri de hidrogen) . Natura legăturii chimice în molecule. Polaritatea moleculelor. Proprietăți fizice, stare de agregare, solubilitate în apă. Natura modificării punctelor de topire și fierbere în seria HF - HI. Asocierea moleculelor de fluorură de hidrogen. Stabilitatea termică a halogenurilor de hidrogen. reactivitate. Proprietățile acidului, caracteristicile acidului fluorhidric. proprietăți de restaurare. Principii generale pentru producerea halogenurilor de hidrogen: sinteza din substante simple si din halogenuri. Acid clorhidric și acid clorhidric. Proprietati fizice si chimice. Modalități de a obține. Utilizarea acidului clorhidric. Rolul acidului clorhidric și clorurilor în procesele vieții. Halogenuri.
1. din. 375-382; 2. din. 347-353; 3. din. 419-420; 4. din. 272-275, p. 289-292; 7. p. 354-545; 8. din. 370-373, p. 374-375.
2 . Compuși ai halogenilor cu oxigen.
1. din. 377-380; 2. din. 353-359; 3. din. 420-423; 4. din. 292-296; 7. p. 350-354; 8. din. 375-376, p. 379.
3. Compuși cu alte nemetale.
1. din. 375-381; 2. din. 342-345; 4. din. 292-296; 7. p. 350-355.
4 . Conexiuni cu metale .
2. din. 342; 4. din. 292-296; 7. p. 350-355.
Compuși cu halogen multi-element
1. Acizi de clor care conțin oxigen și sărurile acestora. Acizi hipocloros, cloric, cloric și percloric. Modificarea proprietăților acidului, stabilității și proprietăților oxidante în seria HClO - HClO 4 . Principii pentru obţinerea acestor acizi. Hipocloriți, cloriți, clorați și perclorati. Stabilitate termică și proprietăți oxidative. Principii generale pentru obținerea sărurilor. Utilizarea sărurilor. Pudră de albire. sare Berthollet. Perclorat de amoniu.
1. din. 382-387; 2. din. 353-359; 3. din. 423; 4. din. 292-296; 7. p. 350-354; 8. din. 375-378.
2 . Acizi de brom și iod care conțin oxigen și sărurile acestora .
1. din. 382-387; 2. din. 353-359; 3. din. 423; 4. din. 292-296; 7. p. 350-354; 8. din. 379-380.
3 . Utilizarea halogenilor și a compușilor lor cei mai importanți
1. din. 387-388; 2. din. 345-347; 3. din. 419-423; 4. din. 272-296; 8. din. 380-382.
4 . Rolul biologic al compușilor halogen
1. din. 387-388; 2. din. 340-347; 3. din. 419-423; 4. din. 272-296; 8. din. 380-382.
Relaţiecei mai importanți compuși ai clorului:
Dintr-un manual de chimie, mulți oameni știu că halogenii includ elemente chimice ale sistemului periodic Mendeleev din grupa 17 în tabel.
Tradus din greacă ca naștere, origine. Aproape toate sunt foarte active, datorită cărora reacţionează violent cu substanţe simple, cu excepţia câtorva nemetale. Ce sunt halogenii și care sunt proprietățile lor?
In contact cu
Lista halogenilor
Halogenii sunt buni agenți oxidanți, din acest motiv ei pot fi găsiți în natură numai în orice compuși. Cu cât numărul de serie este mai mare, cu atât activitatea chimică a elementelor acestui grup este mai mică. Grupul de halogen include următoarele elemente:
- clor (Cl);
- fluor (F);
- iod (I);
- brom (Br);
- astatin (At).
Acesta din urmă a fost dezvoltat la Institutul de Cercetări Nucleare, care se află în orașul Dubna. Fluorul este un gaz otrăvitor cu o culoare galben pal. Clorul este, de asemenea, otrăvitor. Este un gaz care are un miros destul de ascuțit și neplăcut de culoare verde deschis. Bromul are o culoare roșie-maro, este un lichid otrăvitor care poate afecta chiar și simțul mirosului. Este foarte volatil, așa că se păstrează în fiole. Iodul este o substanță cristalină, ușor de sublimat, de culoare violet închis. Astatinul este radioactiv, culoarea cristalelor este neagră cu albastru, timpul de înjumătățire este de 8,1 ore.
Activitatea mare de oxidare a halogenului scade de la fluor la iod. Cel mai activ dintre frați este fluorul, care tinde să reacționeze cu orice metal, formând săruri, unele dintre ele se aprind spontan și se eliberează o cantitate imensă de căldură. Fără încălzire, acest element reacționează cu aproape toate nemetalele., reacțiile sunt însoțite de degajarea unei anumite cantități de căldură (exotermă).
Fluorul interacționează cu gazele inerte, în timp ce este iradiat (Xe + F 2 = XeF 2 + 152 kJ). Când este încălzit, fluorul afectează alți halogeni, oxidându-i. Formula are loc: Hal 2 + F 2 \u003d 2HalF, unde Hal \u003d Cl, Br, I, At, în cazul în care stările de oxidare HalF ale clorului, bromului, iodului și astatinului sunt + 1.
Fluorul interacționează destul de puternic și cu substanțele complexe. Rezultatul este oxidarea apei. În acest caz, are loc o reacție explozivă, care este scrisă pe scurt prin formula: 3F 2 + ZH 2 O \u003d OF 2 + 4HF + H 2 O 2.
Clor
Activitatea clorului liber este ceva mai mică decât cea a fluorului, dar are și o bună reactivitate. Acest lucru poate apărea atunci când interacționează cu multe substanțe simple, cu rare excepții sub formă de oxigen, azot și gaze inerte. El poate reactiona violent cu substante complexe, creând reacții de substituție, proprietatea de a adăuga hidrocarburi este și ea inerentă clorului. Când sunt încălzite, bromul sau iodul sunt înlocuiți din compușii cu hidrogen sau metale.
Acest element are o relație deosebită cu hidrogenul. La temperatura camerei și fără lumină, clorul nu reacționează în niciun fel la acest gaz, dar de îndată ce este încălzit sau strălucit cu lumină, va avea loc o reacție explozivă în lanț. Formula este mai jos:
Cl2+ hν → 2Cl, Cl + H 2 → HCl + H, H + Cl 2 → HCl + Cl, Cl + H 2 → HCl + H etc.
Fotonii, fiind excitați, provoacă descompunerea în atomi de molecule de Cl 2, în timp ce are loc o reacție în lanț, determinând apariția de noi particule care inițiază începutul etapei următoare. În istoria chimiei, acest fenomen a fost investigat. Chimistul rus și laureat al Premiului Nobel Semyonov N.N. în 1956 a fost angajat în studiul unei reacții fotochimice în lanț și, prin urmare, a adus o mare contribuție științei.
Clorul reacționează cu multe substanțe complexe, acestea sunt reacții de substituție și adiție. Se dizolvă bine în apă.
Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO - 25 kJ.
Cu alcalii, când este încălzit, clorul poate disproporţionat.
Brom, iod și astatin
Activitatea chimică a bromului este puțin mai mică decât cea a fluorului sau a clorului menționat mai sus, dar este și destul de mare. Bromul este adesea folosit sub formă lichidă. El, ca și clorul, este foarte solubil în apă. Există o reacție parțială cu acesta, permițându-vă să obțineți „apă cu brom”.
Activitatea chimică a iodului diferă semnificativ de restul reprezentanților acestei serii. Aproape că nu interacționează cu nemetale și cu metale, reacția este foarte lentă și numai atunci când este încălzită. În acest caz, are loc o absorbție mare de căldură (reacție endotermă), care este foarte reversibilă. in afara de asta iodul nu poate fi dizolvat în apă în niciun fel, acest lucru nu se poate realiza nici măcar atunci când este încălzit, deci nu există „apă cu iod” în natură. Iodul poate fi dizolvat doar în soluție de iodură. În acest caz, se formează anioni complecși. În medicină, un astfel de compus se numește soluție Lugol.
Astatinul reacționează cu metalele și hidrogenul. În seria halogenilor, activitatea chimică scade în direcția de la fluor la astatin. Fiecare halogen din seria F - At este capabil să înlocuiască elementele ulterioare din compușii cu metale sau hidrogen. Astatinul este cel mai pasiv dintre aceste elemente. Dar are o interacțiune inerentă cu metalele.
Aplicație
Chimia intră ferm în viața noastră, prinzând rădăcini în toate sferele. O persoană a învățat să folosească halogeni, precum și compușii săi în propriul beneficiu. Semnificația biologică a halogenilor este incontestabilă. Domeniile lor de aplicare sunt diferite:
- medicamentul;
- farmacologie;
- producția de diverse materiale plastice, coloranți etc.;
- Agricultură.
Dintr-un compus criolit natural, a cărui formulă chimică este următoarea: Na3AlF6, obțineți aluminiu. Compușii cu fluor sunt utilizați pe scară largă în producție paste de dinti. Se știe că fluorul este utilizat pentru prevenirea cariilor. Se folosește tinctură cu alcool de iod pentru dezinfecția și decontaminarea rănilor.
Clorul a găsit cea mai largă aplicație în viața noastră. Domeniul de aplicare al acestuia este destul de divers. Exemple de utilizare:
- Producția de materiale plastice.
- Obținerea acidului clorhidric.
- Fabricarea de fibre sintetice, solvenți, cauciucuri etc.
- Albirea țesăturilor (in și bumbac), hârtie.
- Dezinfectarea apei potabile. Dar din ce în ce mai des ozonul este utilizat în acest scop, deoarece utilizarea clorului este dăunătoare pentru organismul uman.
- Dezinfectarea camerei
Trebuie amintit că halogenii sunt substanțe foarte toxice. Această proprietate este deosebit de pronunțată în fluor. Halogenii pot avea efecte asfixiere și respiratorii și pot afecta țesuturile biologice.
Vaporii de clor pot fi de mare pericol, la fel ca aerosolul de fluor, care are un miros usor, se simte la concentratii mari. O persoană poate obține efectul de sufocare. Când lucrați cu astfel de compuși, trebuie luate măsuri de precauție.
Metodele de producere a halogenilor sunt complexe și variate. În industrie, acest lucru este abordat cu anumite cerințe, a căror respectare este strict respectată.
Halogenii fluor F, clor C1, brom Br, iod I sunt elemente din grupa VILA. Configurația electronică a învelișului de valență a atomilor de halogen în starea fundamentală ns 2 np 5 . Prezența a cinci electroni în orbitalul p exterior, inclusiv unul nepereche, este motivul afinității electronice ridicate a halogenilor. Adăugarea unui electron duce la formarea de anioni de halogenură (F-, C1-, Br-, I-) cu o înveliș stabilă de 8 electroni a celui mai apropiat gaz nobil. Halogenii sunt pronunțați nemetale.
Cel mai electronegativ element, fluorul, are o singură stare de oxidare în compuși - 1, deoarece este întotdeauna un acceptor de electroni. Alți halogeni din compuși pot avea stări de oxidare de la -1 la +7. Stările de oxidare pozitive ale halogenilor sunt cauzate de tranziția electronilor lor de valență la orbitalii d liberi ai nivelului exterior (Sec. 2.1.3) în timpul formării legăturilor cu mai multe elemente electronegative.
Moleculele de halogen sunt diatomice: F 2, C1 2, Br 2, I 2. În condiții standard, fluorul și clorul sunt gaze, bromul este un lichid volatil (Tboil = 59 ° C), iar iodul este un solid, dar se sublimează ușor (se transformă în stare gazoasă, ocolind starea lichidă).
proprietăți redox. Halogenii sunt agenți oxidanți puternici, interacționând cu aproape toate metalele și multe nemetale:
Fluorul prezintă o activitate chimică deosebit de mare, care, atunci când este încălzit, reacționează chiar și cu gazele nobile xenon, cripton și radon:
Activitatea chimică a halogenilor scade de la fluor la iod, deoarece odată cu creșterea razei atomului, capacitatea halogenilor de a atașa electroni scade:
Cu cât halogenul mai activ înlocuiește întotdeauna halogenul mai puțin activ din compușii săi cu metale. Deci, fluorul înlocuiește toți ceilalți halogeni din halogenurile lor, iar bromul - numai iodul din ioduri:
Capacitatea de oxidare diferită a halogenilor se manifestă și prin efectul lor asupra organismului. Clorul gazos și fluorul, datorită proprietăților lor oxidante foarte puternice, sunt substanțe toxice puternice care provoacă leziuni severe plămânilor și mucoaselor ochilor, nasului și laringelui. Iodul este un agent oxidant mai blând care prezintă proprietăți antiseptice, motiv pentru care este utilizat pe scară largă în medicină.
Diferențele în proprietățile redox ale halogenilor apar și atunci când aceștia interacționează cu apa. Fluorul oxidează apa, în timp ce atomul de oxigen al moleculei de apă acționează ca agent reducător:
Interacțiunea altor halogeni cu apa este însoțită de dismutarea redox a atomilor lor. Deci, în timpul reacției clorului cu apa, unul dintre atomii moleculei de clor, atașând un electron de la un alt atom, este redus, iar celălalt atom de clor, dând un electron, este oxidat. Aceasta creează apa cu clor, care conțin acid clorhidric (acid clorhidric) și acid hipocloros (hipocloros):
Reacția este reversibilă, iar echilibrul său este puternic deplasat spre stânga. Acidul hipocloros este instabil și se descompune ușor, mai ales la lumină, cu formarea unui agent oxidant foarte puternic - oxigenul atomic:
Astfel, apa cu clor conține în diferite concentrații trei agenți oxidanți cu abilități oxidante diferite: clor molecular, acid hipocloros și oxigen atomic, a căror sumă este adesea numită. "clor activ".
Oxigenul atomic rezultat înălbește coloranții și ucide microbii, ceea ce explică efectul de albire și bactericid al apei cu clor.
Acidul hipocloros este un agent oxidant mai puternic decât clorul gazos. Reacționează cu compușii organici RH atât ca agent oxidant, cât și ca agent de clorurare:
Prin urmare, la clorinarea apei potabile care conțin substanțe organice ca impurități, acestea se pot transforma în compuși organoclorați mai toxici RC1. Acest lucru trebuie luat în considerare la dezvoltarea metodelor de tratare a apei și aplicarea acestora.
Când se adaugă alcali în apa cu clor, echilibrul se deplasează la dreapta datorită neutralizării acizilor hipocloric și clorhidric:
Soluția rezultată dintr-un amestec de săruri, numită apa cu seva, folosit ca înălbitor și dezinfectant. Aceste proprietăți se datorează faptului că hipocloritul de potasiu, sub acțiunea CO2 + H 2 0 și ca urmare a hidrolizei, se transformă în acid hipocloros instabil, care formează oxigen atomic. Ca urmare, apa din seva distruge coloranții și ucide microbii.
Sub acțiunea clorului gazos asupra varului stins umed Ca (OH) 2 se obține un amestec de săruri CaCl 2 și Ca (0C1) 2, numit albire:
Înălbitorul poate fi considerat o sare de calciu mixtă a acizilor clorhidric și hipocloros CaCl(OCl). În aerul umed, înălbitorul, interacționând cu apa și dioxidul de carbon, eliberează treptat acid hipocloros, care îi conferă proprietățile de albire, dezinfectare și degazare:
Când acidul clorhidric acționează asupra înălbitorului, se eliberează clor liber:
Când este încălzit, acidul hipocloros se descompune ca urmare a disproporționării redox pentru a forma acizi clorhidric și clor:
Când clorul este trecut printr-o soluție alcalină fierbinte, de exemplu KOH, se formează clorură de potasiu și clorat de potasiu KClO 3 (sare Bertolet):
Capacitatea de oxidare a anionilor acizilor de clor care conțin oxigen în soluții apoase din seria СlO - - СlO4 (-) scade în ciuda creșterii gradului de oxidare a clorului în ei:
Acest lucru se explică printr-o creștere a stabilității anionilor din această serie datorită creșterii delocalizării sarcinii lor negative. În același timp, perclorații LiC10 4 , KClO 4 în stare uscată la temperaturi ridicate sunt oxidanți puternici și sunt utilizați pentru mineralizarea diferitelor biomateriale în determinarea componentelor lor anorganice.
Anionii halogen (cu excepția F-) sunt capabili să doneze electroni, deci sunt agenți reducători. Capacitatea de reducere a anionilor halogenuri crește de la anionul clorură la anionul iodură pe măsură ce raza lor crește:
Deci, acidul iodhidric este oxidat de oxigenul atmosferic deja la temperatura obișnuită:
Acidul clorhidric nu este oxidat de oxigen și, prin urmare, anionul clor este stabil în condițiile corpului, ceea ce este foarte important din punct de vedere al fiziologiei și medicinei.
Proprietăți acido-bazice. Halogenurile de hidrogen HF, HC1, HBr, HI, datorită polarității moleculelor lor, se dizolvă bine în apă. În acest caz, are loc hidratarea moleculelor, ducând la disocierea lor cu formarea de protoni hidratați și anioni halogenuri. Forța acizilor din seriile HF, HC1, HBr, HI crește datorită creșterii razei și a polarizabilității anionilor de la F- la I-.
Acidul clorhidric ca componentă a sucului gastric joacă un rol important în procesul de digestie. În principal datorită acidului clorhidric, a cărui fracțiune de masă în sucul gastric este de 0,3%, pH-ul său se menține în intervalul de la 1 la 3. Acidul clorhidric favorizează tranziția enzimei pepsine la forma activă, care asigură digestia proteinelor. datorită clivajului hidrolitic a legăturilor peptidice cu formarea diferiților aminoacizi:
Determinarea conținutului de acid clorhidric și alți acizi din sucul gastric a fost discutată în Sec. 8.3.3.
În seria de acizi ai clorului care conțin oxigen, pe măsură ce starea sa de oxidare crește, puterea acizilor crește.
Acest lucru se datorează unei creșteri a polarității legăturii О–Н din cauza deplasării densității sale electronice la atomul de clor și, de asemenea, datorită creșterii stabilității anionilor.
proprietăți de complexare. Anionii halogen sunt predispuși la formarea de complexe ca liganzi. Stabilitatea complecșilor de halogenuri scade de obicei în ordinea F- > Cl- > Br- > > I-. Este procesul de formare a complexului care explică efectul toxic al anionilor de fluor, care, prin formarea de complexe de fluor cu cationi metalici care fac parte din centrii activi ai enzimelor, le suprimă activitatea.
Molecula de iod prezintă proprietăți de complexare interesante. Astfel, solubilitatea iodului molecular în apă crește brusc în prezența iodurii de potasiu, care este asociată cu formarea unui anion complex.
Stabilitatea scăzută a acestui ion complex asigură prezența iodului molecular în soluție. Prin urmare, în medicină, o soluție apoasă de iod cu adaos de KI este utilizată ca agent bactericid. În plus, iodul molecular formează complecși de incluziune cu amidon (Sec. 22.3) și alcool polivinilic. (iod albastru).În aceste complexe, moleculele de iod sau asociații lor cu anioni de iodură umplu canalele formate de structura elicoidă a polihidroxipolimerilor corespunzători. Complexele de incluziune nu sunt foarte stabile și sunt capabile să doneze treptat iod molecular. Prin urmare, un preparat precum iodul albastru este un agent bactericid eficient, dar blând, cu acțiune prelungită.
Rolul biologic și aplicarea halogenilor și a compușilor acestora în medicină. Halogenii sub formă de diferiți compuși fac parte din țesuturile vii. În organism, toți halogenii au o stare de oxidare de 1. În același timp, clorul și bromul există sub formă de anioni Cl- și Branii hidratați, iar fluorul și iodul fac parte din biosubstratele insolubile în apă:
Compușii cu fluor sunt componente ale țesutului osos, unghiilor și dinților. Efectul biologic al fluorului este asociat în primul rând cu problema bolilor dentare. Anionul fluor, înlocuind ionul hidroxid în hidroxiapatită, formează un strat de smalț protector din fluorapatită solidă:
Fluorizarea apei potabile la o concentrație de ioni de fluor de 1 mg/l și adăugarea de fluorură de sodiu la pasta de dinți reduc semnificativ caria dentară în populație. Totodată, atunci când concentrația de anion fluor din apa potabilă este peste 1,2 mg/l, fragilitatea oaselor și a smalțului dentar crește, și apare o depleție generală a organismului, numită fluoroza.
Anionii de clorură asigură fluxuri de ioni prin membranele celulare, participă la menținerea homeostaziei osmotice, creează un mediu favorabil pentru acțiunea și activarea enzimelor protolitice ale sucului gastric.
Anionii de bromură din corpul uman sunt localizați în principal în glanda pituitară și alte glande endocrine. S-a stabilit prezența unei relații dinamice între conținutul de anioni de bromură și clorură din organism. Astfel, un conținut crescut de anioni bromură în sânge contribuie la excreția rapidă a anionilor de clorură de către rinichi. Bromurile sunt localizate în principal în lichidul intercelular. Ele îmbunătățesc procesele inhibitoare în neuronii cortexului cerebral și, prin urmare, bromurile de potasiu, sodiu și bromocampfor sunt utilizate în farmacologie.
Iodul și compușii săi afectează sinteza proteinelor, grăsimilor și hormonilor. Mai mult de jumătate din cantitatea de iod se află în glanda tiroidă într-o stare legată sub formă de hormoni tiroidieni. Cu un aport insuficient de iod în organism, se dezvoltă gușa endemică. Pentru a preveni această boală, la sare de masă se adaugă NaI sau KI (1-2 g la 1 kg de NaCl). Astfel, toți halogenii sunt necesari pentru funcționarea normală a organismelor vii.
Capitolul 13
Halogeni- elemente din grupa VII - fluor, clor, brom, iod, astatin (astatina este putin studiata datorita radioactivitatii sale). Halogenii sunt pronunțați nemetale. Doar iodul în cazuri rare prezintă unele proprietăți similare metalelor.
În starea neexcitată, atomii de halogen au o configurație electronică comună: ns2np5. Aceasta înseamnă că halogenii au 7 electroni de valență, cu excepția fluorului.
Proprietățile fizice ale halogenilor: F2 - gaz incolor, greu de lichefiat; Cl2 este un gaz galben-verzui, ușor lichefiat, cu un miros ascuțit, sufocant; Br2 este un lichid roșu-brun; I2 este o substanță cristalină violet.
Soluțiile apoase de halogenuri de hidrogen formează acizi. HF - fluorhidric (fluorhidric); HCl - clorhidric (clorhidric); HBr - bromură de hidrogen; HI - iod hidrohidric. Forța acizilor scade de sus în jos. Acidul fluorhidric este cel mai slab din seria acizilor halogenați, iar acidul iodhidric este cel mai puternic. Acest lucru se explică prin faptul că energia de legare H2 scade de sus. În aceeași direcție scade și puterea moleculei de NH, ceea ce este asociat cu o creștere a distanței internucleare. Solubilitatea sărurilor puțin solubile în apă scade, de asemenea:
De la stânga la dreapta, solubilitatea halogenurilor scade. AgF este foarte solubil în apă. Toți halogenii liberi sunt agenți oxidanți.. Puterea lor ca agenți oxidanți scade de la fluor la iod. În stare cristalină, lichidă și gazoasă, toți halogenii există ca molecule separate. Razele atomice cresc în aceeași direcție, ceea ce duce la creșterea punctelor de topire și de fierbere. Fluorul se disociază în atomi mai bine decât iodul. Potențialul electrodului scad la deplasarea în jos în subgrupul de halogen. Fluorul are cel mai mare potențial de electrod. Fluorul este cel mai puternic agent oxidant. Orice halogen liber superior îl va înlocui pe cel inferior, care se află în starea unui ion negativ încărcat individual în soluție.
20. Clorul. Acid clorhidric și acid clorhidric
Clor (Cl) - se află în perioada a 3-a, în grupa VII a subgrupului principal al sistemului periodic, numărul de ordine 17, masa atomică 35.453; se referă la halogeni.
Proprietăți fizice: gaz galben-verzui cu miros înțepător. Densitate 3,214 g/l; punct de topire -101 °C; punctul de fierbere -33,97 °C, La temperatura obișnuită, se lichefiază ușor la o presiune de 0,6 MPa. Dizolvându-se în apă, formează apă clorură gălbuie. Să ne dizolvăm bine în solvenți organici, în special în hexan (C6H14), în tetraclorură de carbon.
Proprietățile chimice ale clorului: configuratie electronica: 1s22s22p63s22p5. Există 7 electroni la nivelul exterior. Înainte de finalizarea nivelului, este necesar 1 electron, pe care clorul îl acceptă, prezentând o stare de oxidare de -1. Există și stări de oxidare pozitive ale clorului până la + 7. Se cunosc următorii oxizi de clor: Cl2O, ClO2, Cl2O6 și Cl2O7. Toate sunt instabile. Clorul este un agent oxidant puternic. Reacționează direct cu metale și nemetale:
Reacționează cu hidrogenul. În condiții normale, reacția decurge lent, cu încălzire sau iluminare puternică - cu o explozie, conform unui mecanism în lanț:
Clorul interacționează cu soluțiile alcaline, formând săruri - hipocloriți și cloruri:
Când clorul este trecut într-o soluție alcalină, se formează un amestec de soluții de clorură și hipoclorit:
Clorul este un agent reducător: Cl2 + 3F2 = 2ClF3.
Interacțiunea cu apa:
Clorul nu interacționează direct cu carbonul, azotul și oxigenul.
Chitanță: 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2.
Electroliză: 2NaCl + 2H2O = CI2 + H2 + 2NaOH.
Găsirea în natură: conținute în compoziția mineralelor: halit (sare gemă), sylvin, bischofit; apa de mare conține cloruri de sodiu, potasiu, magneziu și alte elemente.
Acid clorhidric HCI. Proprietăți fizice: gaz incolor, mai greu decât aerul, solubil în apă pentru a forma acid clorhidric.
Chitanță: in laborator:
În industrie: ard hidrogenul într-un curent de clor. Apoi, acidul clorhidric este dizolvat în apă și se obține acid clorhidric (vezi mai sus).
Proprietăți chimice: acid clorhidric - puternic, monobazic, interactioneaza cu metalele aflate intr-o serie de tensiuni pana la hidrogen: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2.
Ca agent reducător reacționează cu oxizii și hidroxizii multor metale.
Există 7 electroni ns2np5 în orbitalii de valență. Sunt agenți oxidanți puternici, care atașează un ion - formează halogenuri încărcate negativ. Clorul, bromul, iodul, astatinul au stări de oxidare de +1 +3 +5 +7, fluorul are cea mai mare electronegativitate, nu are + CO. F->la razele atomice cresc, scade: energia de ionizare, afinitatea electronilor, electronegativitatea - proprietatile nemetalice - slabesc. Ele formează o moleculă diatomică G2. în seria F2-Cl2-Br2-I2, puterea legăturii scade din cauza scăderii densității de suprapunere a orbitalilor de valență cu creșterea pătratului principal. numere. În aceeași serie, interacțiunea van der Waals crește (o creștere a vitezei de topire) și activitatea oxidativă scade.
Fizic
Fluorul este un gaz verde pal cu un punct de topire de -219°C și un punct de fierbere de -188°C; nu poate fi dizolvat în apă, deoarece interacționează intens cu acesta. Clorul este un gaz galben-verzui, punct de topire -101°C, punctul de fierbere -34°C, ușor lichefiat la 20°C și o presiune de 6 atm (0,6 MPa), solubilitate în apă la 20°C - 2,5 l in 1 litru de apă. O soluție de clor în apă este aproape incoloră și se numește apă cu clor. Bromul este un lichid roșu-brun, punctul de topire -70°C, punctul de fierbere +59°C, solubilitatea în apă la 20°C este de 0,02 g la 100 g apă. O soluție de brom în apă - apă de brom - maro. Iod - cristale negru-violet cu un luciu metalic, se topesc la +113,6 ° C, punctul de fierbere al iodului lichid este de +185,5 ° C. Iodul cristalin este ușor de sublimat (sublimat) - trece de la starea solidă la starea gazoasă. Solubilitatea în apă la 20°C este de 0,02 g la 100 g de apă. Soluția galben deschis rezultată se numește apă cu iod. Mult mai bine decât în apă, iodul și bromul se dizolvă în solvenți organici: tetraclorură de carbon, cloroform, benzen. Temperatura de fierbere/topire în seria F2-Cl2-Br2-I2 - -219/-188, -101/-34, -7/60, 113/185
Chim. proprietăți
Formează compuși cu oxigen - oxizi și oxoacizi
Solubil în alcooli benzen eteri
Într-o soluție apoasă, totul, cu excepția fluorului, este disproporționat, echilibrul se deplasează la stânga
Fluorul oxidează apa
Formează halogenuri cu metale
Scăderea activității oxidative: H2 + G2 \u003d 2NG (fluor în întuneric, clor la lumină, brom și când este încălzit, iar iodul este, de asemenea, reversibil)
G-urile mai slabe sunt înlocuite din săruri - clorul înlocuiește bromurile și iodurile (Cl2 + 2KBr = Br2 + 2KCl)
Oxidare variată. capacitatea afectează organismele vii - clorul și bromul - otrăvitoare. iodul este un antiseptic
Aplicație:
Clor - clorură de polivinil, clorbenzen etc. pentru albirea țesăturilor, purificarea apei, dezinfecția și derivații (KClO3) sunt componente ale combustibilului pentru rachete. Brom - ca colorant și medicament. Iod - obținerea de metale de înaltă puritate, ca catalizator în sinteza organică, ca antiseptic și medicament
Chitanță:
În natură, aceste elemente apar în principal sub formă de halogenuri (cu excepția iodului, care apare și sub formă de iodat de sodiu sau de potasiu în depozitele de nitrați de metale alcaline). Deoarece multe cloruri, bromuri și ioduri sunt solubile în apă, acești anioni sunt prezenți în ocean și în saramurele naturale. Principala sursă de fluor este fluorura de calciu, care este foarte puțin solubilă și se găsește în rocile sedimentare (sub formă de fluorit CaF2). În industrie, clorul se obține în principal prin electroliza unei soluții apoase de clorură de sodiu în electrolizoare speciale. Principala modalitate de a obtine substante simple este oxidarea halogenurilor.Bromul se obtine prin oxidarea chimica a ionului bromura aflat in apa de mare. Un proces similar este utilizat pentru a obține iod din saramură naturală bogată în I-. În ambele cazuri, clorul, care are proprietăți oxidante mai puternice, este folosit ca agent de oxidare, iar Br2 și I2 rezultate sunt îndepărtate din soluție printr-un curent de aer. Următorii izotopi stabili ai halogenilor se găsesc în natură: fluor - 19F, clor - 35Cl și 37Cl, brom - 79Br și 81Br, iod - 127I. Halogenii în natură se găsesc numai sub formă de compuși, iar compoziția acestor compuși include halogeni (cu rare excepții) doar în starea de oxidare -1. Mineralele de fluor au importanță practică: CaF2 - spat fluor, Na2AlF6 - criolit, Ca5F (PO4) 3 - fluorapatită și minerale clor: NaCl - sare gemă (aceeași substanță este componenta principală care determină salinitatea apei de mare), KCl - silvit , MgCl2 * KCl*6H2O - carnalit, KCl*NaCl - silvinit. Bromul sub formă de săruri se găsește în apa de mare, în apa unor lacuri și în saramurele subterane. Compușii de iod se găsesc în apa de mare și se acumulează în unele alge. Există depozite minore de săruri de iod - KIO3 și KIO4 - în Chile și Bolivia.
3. Solubilitate. Halogenii au o oarecare solubilitate în apă, totuși, așa cum ar fi de așteptat, datorită naturii covalente a legăturii XX și a încărcăturii mici, solubilitatea lor este scăzută. Fluorul este atât de activ încât retrage o pereche de electroni din oxigenul apei, în timp ce O2 liber este eliberat și se formează OF2 și HF. Clorul este mai puțin activ, dar în reacția cu apa se obțin niște HOCl și HCl. Hidrații de clor (de exemplu, Cl2*8H2O) pot fi separați din soluție la răcire. Iodul prezintă proprietăți neobișnuite atunci când este dizolvat în diverși solvenți. Când se dizolvă cantități mici de iod în apă, alcooli, cetone și alți solvenți care conțin oxigen, se formează o soluție maro (soluția 1% de I2 în alcool este un antiseptic medical comun). Moleculele de halogen sunt nepolare, halogenii se dizolvă bine în alcooli, benzen și eteri. Fluorul: nu poate fi dizolvat în apă, deoarece interacționează intens cu acesta.
Clor: solubilitate in apa la 20°C - 2,5 litri in 1 litru de apa. O soluție de clor în apă este aproape incoloră și se numește apă cu clor.
Brom: Solubilitatea în apă la 20°C este de 0,02 g în 100 g apă. O soluție de brom în apă - apă de brom - maro.
Iod: Solubilitatea în apă la 20°C este de 0,02 g la 100 g de apă. Soluția galben deschis rezultată se numește apă cu iod. Mult mai bine decât în apă, iodul și bromul se dizolvă în solvenți organici: tetraclorură de carbon, cloroform, benzen. Interacțiunea halogenilor cu apa este un proces complex, care include dizolvarea, formarea solvaților și disproporționarea.
Fluorul, spre deosebire de alți halogeni, oxidează apa:
2H2O + 2F2 = 4HF + O2.
Cu toate acestea, atunci când gheața este saturată cu fluor la -400C, se formează compusul HFO. Se pot observa două tipuri de interacțiune a moleculelor de apă cu moleculele de halogen. Primul este procesul de formare a clatraților, de exemplu, 8Cl2. 46H2O la înghețarea soluțiilor. Moleculele de halogen din clatrați ocupă cavități libere în cadrul moleculelor de H2O legate prin legături de hidrogen. Al doilea tip include clivajul heterolitic și disproporționarea redox a compoziției produselor de interacțiune în sistemul Cl2 + H2O: clor dizolvat în apă (predomină), HCl, HClO, HClO3. Când apa rece (0-20°C) este saturată cu clor, unele dintre moleculele de Cl2 sunt disproporționate:
Cl2 + H2O = HCl + HClO,
în timp ce aciditatea soluţiei creşte treptat. Bromul și iodul interacționează cu apa în mod similar cu clorul.
4. Moleculele HX sunt polare. Polaritatea este caracterizată cantitativ de mărimea momentului dipol. Momentele dipolare scad în seria HF-HI. Din punctul de vedere al MO LCAO, polaritatea este determinată de diferența de energii a orbitalilor atomici 1s ai hidrogenului care interacționează și a orbitalilor ns-, np ai atomului de halogen. După cum s-a menționat, în seria F-Cl-Br-I, această diferență, precum și gradul de localizare a electronilor pe atomii de halogen și polaritatea moleculelor HX, scad. În condiții standard, halogenurile de hidrogen sunt gaze. Odată cu creșterea masei și dimensiunii moleculelor, interacțiunea intermoleculară crește și, ca urmare, punctele de topire (Tmelt) și punctele de fierbere (Tboil) cresc. Totuși, pentru HF, valorile Tm și Tboil, obținute prin extrapolare în seria de compuși similari HF-HCl-HBr-HI, sunt semnificativ mai mici decât cele experimentale (Tabelul 4). Punctele de topire și de fierbere anormal de ridicate sunt explicate prin îmbunătățirea interacțiunii intermoleculare datorită formării legăturilor de hidrogen între moleculele de HF. HF solid este compus din lanțuri polimerice în zig-zag. În HF lichid și gazos, polimerii de la (HF)2 la (HF)6 sunt prezenți până la 60°C. Pentru HCl, HBr, HI, formarea legăturilor de hidrogen nu este tipică din cauza electronegativității mai scăzute a atomului de halogen. Solubilitate in apa. Datorită polarității lor mari, HC-urile gazoase sunt ușor solubile în apă *), de exemplu, 507 volume de HCl sau 612 volume de HBr sunt dizolvate într-un volum de apă la 0°C. La răcire, hidrații cristalini de HF sunt izolați din soluții apoase. H2O, HCI. 2H2O etc., care sunt construite din halogenurile de oxoniu corespunzătoare. În soluțiile apoase de HX, se stabilește un echilibru protolitic
HX + HOH = + H3O+ (X = F, Cl, Br, I), (1),
adică aceste soluții sunt acizi.
Soluțiile apoase de HCl, HBr și HI se comportă ca acizi puternici. În soluțiile apoase diluate, HF este un acid slab (pKa = 3,2), care este asociat cu o energie de legare mare a H-F în comparație cu energia de legare a H-O într-o moleculă de apă. Cu toate acestea, pe măsură ce concentrația de HF crește peste 1 M, puterea acidului crește. O caracteristică a fluorurii de hidrogen și a acidului fluorhidric este capacitatea de a coroda sticla.
Proprietăți reducătoare ale halogenurilor de hidrogen. Odată cu creșterea dimensiunii și scăderea energiei de ionizare a atomului de halogen, capacitatea de reducere în seria HF-HCl-HBr-HI crește (Tabelul 5). De exemplu, acizii HF fluorhidric și HCl clorhidric nu interacționează cu acidul sulfuric concentrat, dar HBr și HI sunt oxidați de acesta:
2HBr + H2SO4(conc) = Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4(conc) = 4I2 + H2S + 4H2O.
Arderea clorului cu hidrogen este principala metodă industrială de producere a HCl. Bromul și iodul reacționează cu hidrogenul mai ușor, dar randamentul este scăzut, deoarece echilibrul H2 + X2 = 2HX (X = Br, I) este deplasat spre stânga. HX gazos se eliberează prin acțiunea acizilor tari nevolatili asupra halogenurilor metalice ionice solide: , se precipită NaHSO4.La utilizarea acidului sulfuric diluat, o parte semnificativă din HCl rămâne în soluție.HCL eliberat se usucă peste acid sulfuric concentrat. Oxidul de fosfor este nepotrivit pentru aceasta deoarece interacționează cu HCL: P4O10 + 12HCL = 4POCL3 + 6H2O
CaF2 + H2SO4(conc) = CaS04 + 2HF
NaCI + H2SO4(conc) = NaHS04 + HCI
Cele mai multe halogenuri nemetalice sunt compuși cu o legătură covalentă și sunt hidrolizați cu eliberarea de halogenură de hidrogen corespunzătoare, de exemplu,
SiCl4 + 4H2O = SiO2. 2H2O + 4HCI
Halogenurile de hidrogen se formează și în timpul halogenării compușilor organici, de exemplu:
RH + CI2 = RCl + HCI
Acidul clorhidric este produs prin dizolvarea gazului clorhidric în apă. Clorura de hidrogen este produsă prin arderea hidrogenului în clor. În condiții de laborator, se folosește o metodă dezvoltată de alchimiști, care constă în acțiunea acidului sulfuric puternic asupra sării de masă:
NaCl + H2SO4(conc.) (150 °C) > NaHSO4 + HCl^
La temperaturi peste 550 ° C și un exces de sare de masă, este posibilă interacțiunea:
NaCl + NaHSO4 (>550 °C) = Na2SO4 + HCl^
Clorura de hidrogen este foarte solubilă în apă. Deci, la 0 °C, 1 volum de apă poate absorbi 507 volume de HCl, ceea ce corespunde unei concentrații de acid de 45%. Cu toate acestea, la temperatura camerei, solubilitatea HCl este mai mică, astfel încât acidul clorhidric 36% este de obicei utilizat în practică.
Industrie.
Se folosește în hidrometalurgie și electroformare (gravare, decapare), pentru curățarea suprafeței metalelor în timpul lipirii și cositoririi, pentru obținerea de cloruri de zinc, mangan, fier și alte metale. În amestec cu agenți tensioactivi, este utilizat pentru curățarea produselor ceramice și metalice (aici este nevoie de acid inhibat) de contaminare și dezinfecție. Inregistrat in industria alimentara ca regulator de aciditate, aditiv alimentar E507. Se folosește pentru a face apă seltzer (sodă).
Medicamentul
Componentă a sucului gastric; acidul clorhidric diluat a fost anterior prescris pe cale orală în principal pentru bolile asociate cu aciditatea insuficientă a sucului gastric.
5. Acizii hipohaloici HXO
Acizii hipohalogeni sunt slabi. Soluțiile de hipohalite au o reacție puternic alcalină, iar trecerea CO2 prin ele duce la formarea unui acid, de exemplu,
NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO.
Următoarele reacții ilustrează capacitatea mare de oxidare a hipocloriților:
NaClO + 2NaI + H2O = NaCl + I2 + 2NaOH
2NaClO + MnCl2 + 4NaOH = Na2MnO4 + 4NaCl + 2H2O.
Dintre oxoacizii HXO2, este cunoscut doar acidul clorhidric HClO2. Nu se formează în timpul disproporționării HClO. Soluțiile apoase de HClO2 se obțin prin tratarea Ba(ClO2)2 cu acid sulfuric, urmată de filtrarea precipitatului de BaSO4:
Oxoacizii HXO3 sunt mai stabili decât HXO (vezi reacțiile 1, 3-5, 7). Acidul clor HClO3 a fost obţinut în soluţii cu concentraţii sub 30%. Soluțiile de HClO3 sunt obținute prin acțiunea H2SO4 diluată asupra soluțiilor de săruri corespunzătoare, de exemplu,
La o concentrație de soluții peste 30%, acizii HBrO3 și HClO3 se descompun cu o explozie. Soluțiile apoase de HXO3 sunt acizi puternici, sărurile sunt mai rezistente la căldură decât acizii corespunzători. În special, unii dintre iodați apar în mod natural sub formă de minerale, cum ar fi lautarita NaIO3. Când KClO3 solid este încălzit la 500°C, este posibilă disproporția de 4KClO3 3KClO4 + KCl,
Acidul percloric (Тtop.= -102оС, Тboil.= 90оС) a fost obținut în stare individuală prin încălzirea sării solide de KClO4 cu H2SO4 concentrat, urmată de distilare sub presiune redusă:
KClO4, solid + H2SO4, concentrat HClO4 + KHS04
HClO4 explodează ușor la contactul cu substanțele organice. Acidul percloric este unul dintre acizii tari. HClO4 concentrat incolor se întunecă chiar și la temperatura camerei de sinteză datorită formării oxizilor de clor cu stări de oxidare mai scăzute. Stabilitatea sărurilor este mai mare decât cea a oxoacizilor corespunzători HXO4. Cristalele de sare, cum ar fi KClO4, sunt construite din ioni K+ și ClO, a căror interacțiune electrostatică crește energia rețelei cristaline și îmbunătățește stabilitatea.
6. Acizi hipohalogeni HXO cunoscut numai în soluţii apoase diluate. Ele sunt obținute prin interacțiunea unui halogen cu o suspensie de oxid de mercur:
2X2 + 2HgO + H2O = HgO. HgX2+2HOX.
Trebuie remarcată particularitatea conexiunii HOF. Se formează prin trecerea fluorului peste gheață la -400C și condensarea gazului rezultat la o temperatură sub 0oC.
F2, gaz + H2Olce HOF + HF
HOF, în special, nu formează săruri, iar atunci când interacționează cu apa, apare peroxidul de hidrogen:
HOF + H2O = H2O2 + HF
Acizii hipohalogeni sunt slabi. În trecerea de la clor la iod, pe măsură ce raza crește și scade
electronegativitatea, atomul de halogen schimbă densitatea electronilor de la atomul de oxigen într-o măsură mai mică și, prin urmare, polarizează legătura H-O mai slabă. Ca urmare, proprietățile acide din seria HClO - HBrO - HIO sunt slăbite Dintre oxoacizii HXO2 se cunoaște doar acidul clorhidric HClO2. Nu se formează în timpul disproporționării HClO. Soluțiile apoase de HClO2 se obțin prin tratarea Ba(ClO2)2 cu acid sulfuric, urmată de filtrarea precipitatului de BaSO4:
Ba(ClO2)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2HClO2.
HClO2 este un acid de tărie medie: pKa = 2,0 (Tabelul 7). Cloriții sunt folosiți pentru albire. Sunt obținute prin reducerea ușoară a ClO2 într-un mediu alcalin:
2СlO2 + Ba(OH)2 + H2O2 = Ba(ClO2)2 + 2H2O + O2
2ClO2 + PbO + 2NaOH = PbO2 + 2NaClO2 + H2O.
Bromit de bariu a fost sintetizat prin reacția:
Ba(BrO)2 + 2Br2 + 4KOH Ba(BrO2)2 + 4KBr + 2Н2О.
Oxoacizii HXO3 sunt mai stabili decât HXO (vezi reacțiile 1, 3-5, 7 în 9.3). S-au obținut acizi clor HClO3 și HBrO3 bromic în soluții cu concentrații sub 30%, iar HIO3 iod solid a fost izolat ca substanță individuală.
Soluțiile de HClO3 și HBrO3 sunt obținute prin acțiunea H2SO4 diluată asupra soluțiilor de săruri corespunzătoare, de exemplu,
Ba(Cl03)2 + H2S04 = 2HCIO3 + BaS04.
Soluțiile apoase de HXO3 sunt acizi tari. În seria HClO3-HBrO3-HIO3, există o scădere ușoară a tăriei acizilor (Tabelul 10). Acest lucru poate fi explicat prin faptul că, odată cu creșterea dimensiunii atomului de halogen, puterea legăturii multiple O scade, ceea ce duce la o scădere a polarității legăturii H–O și la o scădere a ușurinței de extracție. de hidrogen din acesta de către moleculele de apă. sunt cunoscute acidul metaiodic HIO4 și unele dintre sărurile sale, iodul(VII) datorită creșterii razei în seria Cl-Br-I și creșterii numărului său de coordonare formează în principal hidroxoderivați ai compoziției (HO)5IO H5IO6, în care atomul de iod este octaedric înconjurat de un atom de oxigen și cinci grupări hidroxil
Acidul bromic HBrO4 este cunoscut doar în soluții (nu mai mari de 6M) obținute prin acidificarea perbromaților de NaBrO4, care, la rândul lor, au fost sintetizați prin oxidarea bromaților cu fluor în soluții alcaline diluate (bromații pot fi oxidați la perbromați folosind XeF2 sau electrolitic):
NaBrO3 + F2 + 2NaOH = NaBrO4 + 2NaF + H2O.
Acidul percloric este unul dintre acizii tari. Acidul bromic se apropie de el ca putere.Acidul iod exista sub mai multe forme, dintre care principalele sunt acizii H5IO6 ortoiodici si HIO4 metaiodici. Acidul ortoiodic se formează sub formă de cristale incolore la evaporarea atentă a soluției formate în timpul reacției de schimb.
Ba3(H2IO6)2 + 3H2SO4 = 3BaS04 + 2H5IO6.
Stabilitatea sărurilor este mai mare decât cea a oxoacizilor corespunzători HXO4. Cristalele de sare, de exemplu, KClO4, sunt construite din ioni K+ și ClO,
a cărui interacțiune electrostatică crește energia rețelei cristaline și crește stabilitatea.
8. În compușii cu hidrogen H2E elementele au o stare de oxidare de (-2). T. se topesc. în seria H2S H2Se H2Te a crescut, deoarece cu o creștere a numărului de electroni și a mărimii moleculelor, reciproca van der Waals crește. Apa are o temperatură anormal de ridicată. fierberea şi topirea pentru acest grup, deoarece datorită legăturilor de hidrogen ale moleculelor, interacțiunea reciprocă dintre moleculele sale este foarte puternică. În soluții se comportă ca acizii dibazici. Forța acizilor din seria de la H2O la H2Te crește. Capacitatea de restaurare crește și datorită creșterii acesteia, legăturile H-E sunt slăbite.